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Química 2ed

8.2 Orbitales atómicos híbridos

Química 2ed8.2 Orbitales atómicos híbridos

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Explicar el concepto de hibridación de los orbitales atómicos.
  • Determinar los orbitales híbridos asociados a varias geometrías moleculares.

Pensar en términos de orbitales atómicos superpuestos es una forma de explicar cómo se forman los enlaces químicos en las moléculas diatómicas. Sin embargo, necesitamos un modelo más detallado para entender cómo las moléculas con más de dos átomos forman enlaces estables. Por ejemplo, consideremos la molécula de agua, en la que tenemos un átomo de oxígeno que se une a dos átomos de hidrógeno. El oxígeno tiene la configuración electrónica 1s22s22p4, con dos electrones no apareados (uno en cada uno de los dos orbitales 2p). La teoría de enlace de valencia predeciría que los dos enlaces O-H se forman a partir de la superposición de estos dos orbitales 2p con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno. Si ese fuera el caso, el ángulo de enlace sería de 90°, como se muestra en la Figura 8.6, porque los orbitales p son perpendiculares entre sí. Las pruebas experimentales demuestran que el ángulo de enlace es de 104,5°, no de 90°. La predicción del modelo de la teoría del enlace de valencia no coincide con las observaciones del mundo real de una molécula de agua; se necesita un modelo diferente.

Dos orbitales en forma de maní se encuentran perpendiculares entre sí. Se superponen con los orbitales esféricos a la izquierda y arriba del diagrama.
Figura 8.6 La superposición hipotética de dos de los orbitales 2p de un átomo de oxígeno (rojo) con los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno (azules) produciría un ángulo de enlace de 90°. Esto no coincide con la evidencia experimental.1

Los cálculos mecánico-cuánticos sugieren por qué los ángulos de enlace observados en el H2O difieren de los predichos por la superposición del orbital 1s de los átomos de hidrógeno con los orbitales 2p del átomo de oxígeno. La expresión matemática conocida como función de onda, ψ, contiene información sobre cada orbital y las propiedades ondulatorias de los electrones en un átomo aislado. Cuando los átomos se unen en una molécula, las funciones de onda se combinan para producir nuevas descripciones matemáticas que tienen formas diferentes. Este proceso de combinación de las funciones de onda de los orbitales atómicos se denomina hibridación y se realiza matemáticamente mediante la combinación lineal de orbitales atómicos, CLOA (una técnica que volveremos a encontrar más adelante). Los nuevos orbitales resultantes se denominan orbitales híbridos. Los orbitales de valencia en un átomo de oxígeno aislado son un orbital 2s y tres orbitales 2p. Los orbitales de valencia de un átomo de oxígeno en una molécula de agua son diferentes; consisten en cuatro orbitales híbridos equivalentes que apuntan aproximadamente hacia las esquinas de un tetraedro (Figura 8.7). En consecuencia, la superposición de los orbitales O y H debería dar lugar a un ángulo de enlace tetraédrico (109,5°). El ángulo observado de 104,5° es una prueba experimental para la que los cálculos mecánico-cuánticos ofrecen una explicación útil: La teoría de enlace de valencia debe incluir un componente de hibridación para ofrecer predicciones precisas.

Se muestran dos diagramas marcados como "a" y "b". El diagrama a muestra dos orbitales en forma de maní dispuestos en una disposición tetraédrica alrededor de la letra "O". El diagrama b muestra los mismos dos orbitales, pero ahora se superponen hacia arriba y hacia la izquierda con dos orbitales esféricos, cada uno marcado como "H". Un par de electrones ocupa cada lóbulo de los orbitales en forma de maní.
Figura 8.7 (a) Una molécula de agua tiene cuatro regiones de densidad electrónica, por lo que la teoría VSEPR predice una disposición tetraédrica de orbitales híbridos. (b) Dos de los orbitales híbridos del oxígeno contienen pares solitarios, y los otros dos se superponen con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno para formar los enlaces O-H en el H2O. Esta descripción es más coherente con la estructura experimental.

Las siguientes ideas son importantes para entender la hibridación:

  1. Los orbitales híbridos no existen en los átomos aislados. Solo se forman en los átomos con enlaces covalentes.
  2. Los orbitales híbridos tienen formas y orientaciones muy diferentes a las de los orbitales atómicos de los átomos aislados.
  3. La combinación de orbitales atómicos produce un conjunto de orbitales híbridos. El número de orbitales híbridos en un conjunto es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron para producir el conjunto.
  4. Todos los orbitales de un conjunto de orbitales híbridos son equivalentes en forma y energía.
  5. El tipo de orbitales híbridos que se forman en un átomo enlazado depende de su geometría de pares de electrones, tal y como predice la teoría VSEPR.
  6. Los orbitales híbridos se superponen para formar enlaces σ. Los orbitales no hibridados se superponen para formar enlaces π.

En las siguientes secciones, discutiremos los tipos comunes de orbitales híbridos.

sp Hibridación

El átomo de berilio de una molécula gaseosa de BeCl2 es un ejemplo de átomo central sin pares solitarios de electrones en una disposición lineal de tres átomos. Hay dos regiones de densidad electrónica de valencia en la molécula de BeCl2 que corresponden a los dos enlaces covalentes Be-Cl. Para acomodar estos dos dominios de electrones, dos de los cuatro orbitales de valencia del átomo de Be se mezclarán para dar lugar a dos orbitales híbridos. Este proceso de hibridación implica la mezcla del orbital de valencia s con uno de los orbitales de valencia p para dar lugar a dos orbitales híbridos sp equivalentes que se orientan en una geometría lineal (Figura 8.8). En esta figura, el conjunto de orbitales sp parece tener una forma similar a la del orbital p original, pero hay una diferencia importante. El número de orbitales atómicos combinados siempre es igual al número de orbitales híbridos formados. El orbital p es un orbital que puede contener hasta dos electrones. El conjunto sp son dos orbitales equivalentes que apuntan a 180° el uno del otro. Los dos electrones que estaban originalmente en el orbital s se distribuyen ahora en los dos orbitales sp, que están medio llenos. En el BeCl2 gaseoso, estos orbitales híbridos medio llenos se superpondrán con los orbitales de los átomos de cloro para formar dos enlaces σ idénticos.

Se muestra una serie de tres diagramas conectados por una flecha que mira hacia la derecha y que está marcada como "Hibridación" y una flecha que mira hacia abajo y que está marcada como "Da un arreglo lineal". El primer diagrama muestra un orbital esférico azul y un orbital rojo con forma de maní, cada uno situado en un sistema de ejes X, Y, Z. El segundo diagrama muestra los mismos dos orbitales, pero ahora son de color púrpura y tienen un lóbulo más grande y otro más pequeño. Cada uno de ellos se encuentra a lo largo del eje x en el dibujo. El tercer diagrama muestra los mismos dos orbitales, pero sus lóbulos más pequeños ahora se superponen a lo largo del eje x, mientras que sus lóbulos más grandes están situados y marcados a "180 grados" el uno del otro.
Figura 8.8 La hibridación de un orbital s (azul) y un orbital p (rojo) del mismo átomo produce dos orbitales híbridos sp (amarillo). Cada orbital híbrido está orientado principalmente en una sola dirección. Observe que cada orbital sp contiene un lóbulo que es significativamente mayor que el otro. El conjunto de dos orbitales sp están orientados a 180°, lo que es coherente con la geometría para dos dominios.

Ilustramos las diferencias electrónicas en un átomo de Be aislado y en el átomo de Be enlazado en el diagrama de niveles de energía orbital en la Figura 8.9. Estos diagramas representan cada orbital mediante una línea horizontal (que indica su energía) y cada electrón mediante una flecha. La energía aumenta hacia la parte superior del diagrama. Utilizamos una flecha hacia arriba para indicar un electrón en un orbital y dos flechas (hacia arriba y hacia abajo) para indicar dos electrones de espín opuesto.

Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha hacia la derecha marcada como "Hibridación". El diagrama de la izquierda muestra una flecha hacia arriba marcada como "E". En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal marcada como "2 s", que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas horizontales cortas marcadas como "2 p". Sobre estos dos conjuntos de líneas se encuentra la frase "Orbitales en un átomo aislado de B e". El lado derecho del diagrama muestra dos líneas horizontales cortas colocadas a mitad de camino en el espacio y cada una marcada como "s p". En cada línea se dibuja verticalmente una media flecha hacia arriba. Sobre estas líneas hay otras dos cortas y horizontales, cada una de ellas marcada como "2 p". Sobre estos dos conjuntos de líneas se encuentra la frase: "Orbitales en el s p hibridado B e en B e C l subíndice 2".
Figura 8.9 Este diagrama de nivel de energía orbital muestra los orbitales hibridados sp del Be en la molécula lineal de BeCl2. Cada uno de los dos orbitales híbridos sp contiene un electrón y por lo tanto está medio lleno y disponible para el enlace mediante la superposición con un orbital Cl 3p.

Cuando los orbitales atómicos se hibridan, los electrones de valencia ocupan los orbitales recién creados. El átomo de Be tenía dos electrones de valencia, por lo que cada uno de los orbitales sp recibe uno de estos electrones. Cada uno de estos electrones se empareja con el electrón no apareado de un átomo de cloro cuando un orbital híbrido y un orbital de cloro se superponen durante la formación de los enlaces Be-Cl.

Cualquier átomo central rodeado por solo dos regiones de densidad electrónica de valencia en una molécula mostrará hibridación sp. Otros ejemplos son el átomo de mercurio en la molécula lineal HgCl2, el átomo de zinc en Zn(CH3)2, que contiene una disposición lineal C-Zn-C, y los átomos de carbono en HCCH y CO2.

hibridación sp2

Los orbitales de valencia de un átomo central rodeado de tres regiones de densidad electrónica están formados por un conjunto de tres orbitales híbridos sp2 y un orbital p no hibridado. Esta disposición resulta de la hibridación sp2, la mezcla de un orbital s y dos orbitales p para producir tres orbitales híbridos idénticos orientados en una geometría trigonal plana (Figura 8.10).

Esto muestra una serie de tres diagramas con uno a la izquierda conectado al de la derecha por una flecha hacia esa dirección marcada como "Hibridación". Más abajo de la flecha de la derecha hay otra orientada hacia abajo con la marca "Da una disposición trigonal plana", que se conecta con el último diagrama. El primer diagrama muestra un orbital esférico azul marcado como "S" y, a continuación, dos orbitales rojos y azules con forma de maní, cada uno de ellos situado en un sistema de ejes X, Y, Z, marcados como "P subíndice x" y "P subíndice y". Los dos orbitales rojo y azul están situados en los ejes x y z, respectivamente. El segundo diagrama muestra los tres orbitales de nuevo en un sistema de ejes X, Y, Z, pero son amarillos y tienen un lóbulo más grande y otro más pequeño. Cada uno se encuentra en un eje diferente en el dibujo. El tercer diagrama muestra los mismos tres orbitales, pero sus lóbulos más pequeños ahora se superponen mientras que sus lóbulos más grandes están ubicados y marcados como "120 grados" uno del otro.
Figura 8.10 La hibridación de un orbital s (azul) y dos orbitales p (rojo) produce tres orbitales hibridados sp2 equivalentes (amarillo) orientados a 120° entre sí. El orbital p restante no hibridado no se muestra aquí, pero se encuentra a lo largo del eje z.

Aunque la mecánica cuántica produce los lóbulos orbitales "regordetes", como se representa en la Figura 8.10, a veces, para mayor claridad, estos orbitales se dibujan más finos y sin los lóbulos menores, como en la Figura 8.11, para no ocultar otras características de una determinada ilustración. Utilizaremos estas representaciones "más finas" siempre que la vista real esté demasiado aglomerada para visualizarla fácilmente.

Se muestran tres orbitales en forma de globo que se conectan entre sí cerca de sus extremos más estrechos en un plano. El ángulo entre un par de lóbulos se denomina "120 grados"
Figura 8.11 Esta forma alternativa de dibujar los orbitales híbridos trigonales planos sp2 se utiliza a veces en las figuras más concurridas.

La estructura observada de la molécula de borano, BH3, sugiere una hibridación sp2 para el boro en este compuesto. La molécula es trigonal plana, y el átomo de boro participa en tres enlaces con átomos de hidrógeno (Figura 8.12). Podemos ilustrar la comparación de los orbitales y la distribución de los electrones en un átomo de boro aislado y en el átomo enlazado en BH3 como se muestra en el diagrama de niveles de energía orbital en la Figura 8.13. Redistribuimos los tres electrones de valencia del átomo de boro en los tres orbitales híbridos sp2, y cada electrón de boro se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces B-H.

Se muestra un átomo de boro conectado a tres átomos de hidrógeno, que se disponen a su alrededor como una pirámide. El ángulo desde una línea que conecta el átomo de boro con un átomo de hidrógeno a otra línea que conecta el átomo de boro con un átomo de hidrógeno se etiqueta como "120 grados".
Figura 8.12 El BH3 es una molécula deficiente en electrones con una estructura trigonal plana.
Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha hacia la derecha marcada como "Hibridación". El diagrama de la izquierda muestra una flecha orientada hacia arriba marcada como "E". En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal marcada como "2 s", que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas horizontales cortas marcadas como "2 p". Sobre ambos conjuntos de estas líneas está la frase "Orbitales en un átomo B aislado". Una de las líneas tiene dibujada una flecha vertical hacia arriba. El lado derecho del diagrama muestra tres líneas cortas y horizontales colocadas a mitad del espacio y cada una marcada como "s p superíndice 2". En cada línea se dibuja verticalmente una media flecha hacia arriba. Encima de estas líneas hay otra corta, horizontal, marcada como "2 p". Encima de ambos conjuntos de líneas aparece la frase: "Orbitales en el átomo B hibridado s p superíndice 2 en B H subíndice 3".
Figura 8.13 En un átomo B aislado, hay un orbital de valencia 2s y tres 2p. Cuando el boro se encuentra en una molécula con tres regiones de densidad electrónica, tres de los orbitales se hibridan y crean un conjunto de tres orbitales sp2 y un orbital 2p no hibridado. Los tres orbitales híbridos medio llenos se superponen cada uno con un orbital de un átomo de hidrógeno para formar tres enlaces σ en el BH3.

Cualquier átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica mostrará hibridación sp2. Esto incluye moléculas con un par solitario en el átomo central, como el ClNO (Figura 8.14), o moléculas con dos enlaces simples y un doble enlace conectado al átomo central, como en el formaldehído, CH2O, y el eteno, H2CCH2.

Se muestran tres estructuras de Lewis. La estructura de la izquierda muestra un átomo de cloro rodeado por tres pares solitarios de electrones unido con enlace simple a un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones y unido con doble enlace a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. La estructura del medio muestra un átomo de carbono unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno y con doble enlace a un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha muestra dos átomos de carbono, con doble enlace entre sí y cada uno con un enlace simple a dos átomos de hidrógeno.
Figura 8.14 El átomo o átomos centrales de cada una de las estructuras mostradas contienen tres regiones de densidad electrónica y están hibridadas sp2. Como sabemos por el análisis de la teoría VSEPR, una región de densidad electrónica contiene todos los electrones que apuntan en una dirección. Un par solitario, un electrón no apareado, un enlace simple o un enlace múltiple contarían cada uno como una región de densidad electrónica.

hibridación sp3

Los orbitales de valencia de un átomo rodeado por una disposición tetraédrica de pares de enlace y pares solitarios consisten en un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp3. Los híbridos son el resultado de la mezcla de un orbital s y los tres orbitales p que produce cuatro orbitales híbridos sp3 idénticos (Figura 8.15). Cada uno de estos orbitales híbridos apunta hacia una esquina diferente del tetraedro.

Se muestra una serie de tres diagramas conectados por una flecha que apunta hacia la derecha y que está marcada como "Hibridación" y una flecha que mira hacia abajo y que está marcada como "Da un arreglo tetraédrico". El primer diagrama muestra un orbital esférico azul y tres orbitales rojos con forma de maní, cada uno de ellos situado en un sistema de ejes x, y, z. Los tres orbitales rojos están situados en los ejes x, y y z, respectivamente. El segundo diagrama muestra los mismos cuatro orbitales, pero ahora son de color púrpura y tienen un lóbulo más grande y otro más pequeño. Cada uno se encuentra en un eje diferente en el dibujo. El tercer diagrama muestra los mismos cuatro orbitales, pero sus lóbulos más pequeños ahora se superponen para formar una estructura tetraédrica.
Figura 8.15 La hibridación de un orbital s (azul) y tres orbitales p (rojo) produce cuatro orbitales sp3 hibridados equivalentes (amarillo) orientados a 109,5° uno respecto del otro.

Una molécula de metano, CH4, está formada por un átomo de carbono rodeado por cuatro átomos de hidrógeno en las esquinas de un tetraedro. El átomo de carbono del metano presenta hibridación sp3. En la Figura 8.16 ilustramos los orbitales y la distribución de electrones en un átomo de carbono aislado y en el átomo enlazado en CH4. Los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se distribuyen por igual en los orbitales híbridos, y cada electrón del carbono se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces C-H.

Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha hacia la derecha marcada como "Hibridación". El diagrama de la izquierda muestra una flecha orientada hacia arriba marcada como "E". En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal marcada como "2 s", que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas horizontales cortas marcadas como "2 p". Dos de las líneas tienen dibujada una flecha vertical hacia arriba. Sobre ambos conjuntos de líneas aparece la frase "Orbitales en un átomo de C aislado". El lado derecho del diagrama muestra cuatro líneas horizontales cortas colocadas a mitad del espacio y cada una marcada como "s p superíndice 3" En cada línea se dibuja verticalmente una media flecha hacia arriba. Sobre estas líneas se encuentra la frase: "Orbitales en el átomo de C hibridado s p superíndice 3 en C H subíndice 4"
Figura 8.16 Los cuatro orbitales atómicos de valencia de un átomo de carbono aislado se hibridan todos cuando el carbono se une en una molécula como el CH4 con cuatro regiones de densidad electrónica. Esto crea cuatro orbitales hibridados sp3 equivalentes. La superposición de cada uno de los orbitales híbridos con un orbital de hidrógeno crea un enlace C-H σ.

En una molécula de metano, el orbital 1s de cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno se superpone con uno de los cuatro orbitales sp3 del átomo de carbono para formar un enlace sigma (σ). Esto da lugar a la formación de cuatro enlaces covalentes fuertes y equivalentes entre el átomo de carbono y cada uno de los átomos de hidrógeno para producir la molécula de metano, CH4.

La estructura del etano, C2H6, es similar a la del metano en el sentido de que cada carbono del etano tiene cuatro átomos vecinos dispuestos en las esquinas de un tetraedro: tres átomos de hidrógeno y uno de carbono (Figura 8.17). Sin embargo, en el etano un orbital sp3 de un átomo de carbono se superpone de extremo a extremo con un orbital sp3 de un segundo átomo de carbono para formar un enlace σ entre los dos átomos de carbono. Cada uno de los orbitales híbridos sp3 restantes se superpone con un orbital s de un átomo de hidrógeno para formar enlaces σ carbono-hidrógeno. La estructura y el esquema general de los orbitales de enlace del etano se muestran en la Figura 8.17. La orientación de los dos grupos CH3 no es fija entre sí. Las pruebas experimentales demuestran que la rotación alrededor de los enlaces σ se produce fácilmente.

Se muestran dos diagramas marcados como "a" y "b". El diagrama a muestra dos átomos de carbono, cada uno rodeado por sus cuatro orbitales hibridados s p subíndice tres en una disposición tridimensional. Cada uno de los orbitales se muestra superpuesto a un átomo de hidrógeno esférico. El diagrama b muestra la misma disposición general, pero los átomos de hidrógeno solo se representan con una "H" y no se muestran sus orbitales esféricos.
Figura 8.17 (a) En la molécula de etano, C2H6, cada carbono tiene cuatro orbitales sp3. (b) Estos cuatro orbitales se superponen para formar siete enlaces σ.

Un orbital híbrido sp3 también puede albergar un par solitario de electrones. Por ejemplo, el átomo de nitrógeno del amoníaco está rodeado por tres pares de enlaces y un par solitario de electrones dirigidos a las cuatro esquinas de un tetraedro. El átomo de nitrógeno está hibridado sp3 con un orbital híbrido ocupado por el par solitario.

La estructura molecular del agua es consistente con una disposición tetraédrica de dos pares solitarios y dos pares de electrones de enlace. Así, decimos que el átomo de oxígeno está hibridado sp3, con dos de los orbitales híbridos ocupados por pares solitarios y dos por pares de enlace. Dado que los pares solitarios ocupan más espacio que los pares de enlace, las estructuras que contienen pares solitarios tienen ángulos de enlace ligeramente distorsionados con respecto al ideal. Los tetraedros perfectos tienen ángulos de 109,5°, pero los ángulos observados en el amoníaco (107,3°) y el agua (104,5°) son ligeramente menores. Otros ejemplos de hibridación sp3 son el CCl4, el PCl3 y el NCl3.

Hibridación sp3d y sp3d2

Para describir los cinco orbitales de enlace en una disposición bipiramidal trigonal, debemos utilizar cinco de los orbitales atómicos de la capa de valencia (el orbital s, los tres orbitales p y uno de los orbitales d), lo que da cinco orbitales híbridos sp3d. Con una disposición octaédrica de seis orbitales híbridos, debemos utilizar seis orbitales atómicos de la capa de valencia (el orbital s, los tres orbitales p y dos de los orbitales d de su capa de valencia), lo que da seis orbitales híbridos sp3d2. Estas hibridaciones solo son posibles para los átomos que tienen orbitales d en sus subcapas de valencia (es decir, no los del primer o segundo periodo).

En una molécula de pentacloruro de fósforo, PCl5, hay cinco enlaces P-Cl (por tanto, cinco pares de electrones de valencia alrededor del átomo de fósforo) dirigidos hacia las esquinas de una bipirámide trigonal. Utilizamos el orbital 3s, los tres orbitales 3p y uno de los orbitales 3d para formar el conjunto de cinco orbitales híbridos sp3d (Figura 8.19) que intervienen en los enlaces P-Cl. Otros átomos que presentan hibridación sp3d son el átomo de azufre en SF4 y los átomos de cloro en ClF3 y en ClF4+.ClF4+. (Los electrones de los átomos de flúor se omiten para mayor claridad).

Se muestran tres estructuras de Lewis junto con las designaciones de la forma molecular. La imagen de la izquierda muestra un átomo de azufre unido individualmente a cuatro átomos de flúor. El átomo de azufre tiene un par solitario de electrones mientras que cada flúor tiene tres. Dos átomos de flúor se dibujan verticalmente hacia arriba y hacia abajo desde el azufre, mientras que los otros dos se muestran entrando y saliendo de la página. La segunda estructura muestra un átomo de cloro unido individualmente a tres átomos de flúor. El cloro tiene dos pares solitarios de electrones mientras que el flúor tiene tres. Dos átomos de flúor se dibujan verticalmente hacia arriba y hacia abajo desde el azufre, mientras que el otro se muestra horizontalmente. La estructura de la derecha muestra un átomo de cloro unido individualmente a cuatro átomos de flúor. El átomo de cloro tiene un par solitario de electrones y un superíndice de signo positivo, mientras que cada flúor tiene tres pares solitarios de electrones. Dos átomos de flúor se dibujan verticalmente hacia arriba y hacia abajo desde el azufre, mientras que los otros dos se muestran entrando y saliendo de la página.
Figura 8.18 Los tres compuestos representados presentan hibridación sp3d en el átomo central y una forma de bipirámide trigonal. SF4 y ClF 4 + ClF 4 + tienen un par solitario de electrones en el átomo central, y el ClF3 tiene dos pares solitarios que le dan la forma de T que se muestra.
Se muestran dos imágenes marcadas como "a" y "b". La imagen a representa un modelo de bola y palo en una disposición bipiramidal trigonal. La imagen b representa los orbitales híbridos en la misma disposición y cada uno está marcado, "s p superíndice tres d"
Figura 8.19 (a) Las cinco regiones de densidad electrónica alrededor del fósforo en el PCl5 requieren cinco orbitales híbridos sp3d. (b) Estos orbitales se combinan para formar una estructura bipiramidal trigonal con cada lóbulo grande del orbital híbrido apuntando a un vértice. Como antes, también hay pequeños lóbulos que apuntan en la dirección opuesta para cada orbital (no se muestran para mayor claridad).

El átomo de azufre del hexafluoruro de azufre, SF6, presenta hibridación sp3d2. Una molécula de hexafluoruro de azufre tiene seis pares de electrones de enlace que conectan seis átomos de flúor con un único átomo de azufre. No hay pares solitarios de electrones en el átomo central. Para enlazar seis átomos de flúor, el orbital 3s, los tres orbitales 3p y dos de los orbitales 3d forman seis orbitales híbridos sp3d2 equivalentes, cada uno dirigido hacia una esquina diferente de un octaedro. Otros átomos que presentan hibridación sp3d2 son el átomo de fósforo en PCl6,PCl6, el átomo de yodo en los interhalógenos IF6+,IF6+, IF5, ICl4,ICl4, IF4IF4 y el átomo de xenón en XeF4

Se muestran dos imágenes marcadas como "a" y "b". La imagen a muestra un modelo de bola y palo en una disposición octaédrica. La imagen b representa los orbitales híbridos en la misma disposición y cada uno está marcado, "s p superíndice tres d superíndice dos"
Figura 8.20 (a) El hexafluoruro de azufre, SF6, tiene una estructura octaédrica que requiere hibridación sp3d2. (b) Los seis orbitales sp3d2 forman una estructura octaédrica alrededor del azufre. De nuevo, el lóbulo menor de cada orbital no se muestra para mayor claridad.

Asignación de orbitales híbridos a los átomos centrales

La hibridación de un átomo se determina en función del número de regiones de densidad electrónica que lo rodean. Las disposiciones geométricas características de los distintos conjuntos de orbitales híbridos se muestran en la Figura 8.21. Estas disposiciones son idénticas a las de las geometrías de pares de electrones predichas por la teoría VSEPR. La teoría VSEPR predice las formas de las moléculas, y la teoría de los orbitales híbridos ofrece una explicación de cómo se forman esas formas. Para hallar la hibridación de un átomo central, podemos utilizar las siguientes pautas:

  1. Determinar la estructura de Lewis de la molécula.
  2. Determinar el número de regiones de densidad electrónica alrededor de un átomo utilizando la teoría VSEPR, en la que los enlaces simples, los enlaces múltiples, los radicales y los pares solitarios cuentan cada uno como una región.
  3. Asignar el conjunto de orbitales hibridados de la Figura 8.21 que corresponde a esta geometría.
Se muestra una tabla compuesta por cinco columnas y seis filas. La fila de encabezado dice "Regiones de densidad electrónica", "Disposición" (que tiene dos columnas debajo) e "Hibridación" (que tiene dos columnas debajo). La primera columna contiene los números "2", "3", "4", "5" y "6". La segunda columna contiene imágenes de una línea, un triángulo, una pirámide de tres caras, una bipirámide trigonal y un octaedro de ocho caras. La tercera columna contiene los términos "Lineal", "Trigonal planar", "Tetraédrica", "Trigonal bipiramidal" y "Octaédrica". La cuarta columna contiene los términos "s p", "s p superíndice 2", "s p superíndice 3", "s p superíndice 3 d" y "s p superíndice 3 d superíndice 2". La última columna contiene dibujos de las moléculas que comienzan con una estructura en forma de maní marcada con un ángulo de "180 grados". La segunda estructura está formada por tres estructuras redondeadas de igual tamaño conectadas en un punto con un ángulo de "120 grados", mientras que la tercera es una disposición tridimensional de cuatro estructuras redondeadas de igual tamaño marcadas como "109,5 grados". La cuarta estructura está formada por cinco estructuras redondeadas de igual tamaño conectadas a "120 y 90 grados", mientras que la quinta tiene seis estructuras redondeadas de igual tamaño conectadas a "90 grados"
Figura 8.21 Las formas de los conjuntos de orbitales hibridados coinciden con las geometrías de los pares de electrones. Por ejemplo, un átomo rodeado por tres regiones de densidad electrónica está hibridado sp2, y los tres orbitales sp2 están dispuestos de forma trigonal plana.

Es importante recordar que la hibridación se ideó para racionalizar las geometrías moleculares observadas experimentalmente. El modelo funciona bien para las moléculas que contienen átomos centrales pequeños, en las que los pares de electrones de valencia están cerca en el espacio. Sin embargo, para los átomos centrales más grandes, los pares de electrones de la cáscara de valencia están más lejos del núcleo y hay menos repulsiones. Sus compuestos presentan estructuras que a menudo no son consistentes con la teoría VSEPR, y los orbitales hibridados no son necesarios para explicar los datos observados. Por ejemplo, hemos discutido el ángulo de enlace H-O-H en H2O, 104,5°, que es más consistente con los orbitales híbridos sp3 (109,5°) en el átomo central que con los orbitales 2p (90°). El azufre está en el mismo grupo que el oxígeno, y el H2S tiene una estructura de Lewis similar. Sin embargo, tiene un ángulo de enlace mucho menor (92,1°), lo que indica una hibridación mucho menor en el azufre que en el oxígeno. Siguiendo hacia abajo en el grupo, el telurio es incluso mayor que el azufre, y para el H2Te, el ángulo de enlace observado (90°) es consistente con la superposición de los orbitales 5p, sin invocar la hibridación. Invocamos la hibridación cuando es necesario para explicar las estructuras observadas.

Se muestran tres estructuras de Lewis. La estructura de la izquierda muestra un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones unidos con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. La estructura media está formada por un átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones unidos con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. La estructura correcta está formada por un átomo de telurio con dos pares solitarios de electrones unidos con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. De izquierda a derecha, los ángulos de enlace de cada molécula disminuyen.

Ejemplo 8.2

Asignación de la hibridación

El sulfato de amonio es importante como fertilizante. ¿Cuál es la hibridación del átomo de azufre en el ion sulfato, SO42−?SO42−?

Solución

La estructura de Lewis del sulfato muestra que hay cuatro regiones de densidad electrónica. La hibridación es sp3. Se muestra una estructura en la que un átomo de azufre está unido a cuatro átomos de oxígeno en una disposición tetraédrica. Dos de los átomos de oxígeno tienen carga negativa.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es la hibridación del átomo de selenio en el SeF4? Se muestra una estructura de Lewis en la que cuatro átomos de flúor están unidos a un átomo de azufre. Dos de los átomos de flúor unidos están verticalmente hacia arriba y hacia abajo, mientras que dos están unidos hacia dentro y hacia fuera de la página a la derecha. El azufre también tiene un par solitario de electrones unido a la izquierda de la estructura.

Respuesta:

El átomo de selenio está hibridado sp3d.

Ejemplo 8.3

Asignación de la hibridación

La urea, NH2C(O)NH2, se utiliza a veces como fuente de nitrógeno en los fertilizantes. ¿Cuál es la hibridación del átomo de carbono en la urea?

Solución

La estructura de Lewis de la urea es Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono tiene un doble enlace con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El átomo de carbono forma enlaces simples con dos átomos de nitrógeno. Cada nitrógeno está unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno, y cada átomo de nitrógeno tiene un par solitario de electrones.

El átomo de carbono está rodeado por tres regiones de densidad electrónica, situadas en una disposición trigonal plana. La hibridación en una geometría de pares de electrones trigonal plana es sp2 (Figura 8.21), que es la hibridación del átomo de carbono en la urea.

Compruebe lo aprendido

El ácido acético, H3CC(O)OH, es la molécula que da al vinagre su olor y su sabor agrio. ¿Cuál es la hibridación de los dos átomos de carbono del ácido acético? Se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de carbono tiene un doble enlace con un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones y un enlace simple con otro átomo de oxígeno que tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno. Este segundo átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones. El carbono también está unido con enlace simple a un átomo de carbono que está unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno.

Respuesta:

H3C, sp3; C(O)OH, sp2

Notas a pie de página

  • 1Tenga en cuenta que los orbitales a veces se dibujan en forma de "globo" alargado en lugar de una forma más realista "regordeta" para que la geometría sea más fácil de visualizar.
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